Equilíbrio químico, Provas de Bioquímica

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EQUILÍBRIO QUÍMICO

LARISSA DIAS SANTOS

JEQUIÉ – BA

ABRIL – 2012

INTRODUÇÃO

A condição na qual as concentrações de todos os reagentes e produtos em um sistema fechado param de variar com o tempo é chamada equilíbrio químico. O equilíbrio químico ocorre quando as reações opostas acontecem a velocidades iguais: a velocidade na qual os produtos são formados a partir dos reagentes é igual à velocidade na qual os reagentes são formados a partir dos produtos. Para que o equilíbrio ocorra, nem os reagentes nem os produtos podem escapar do sistema. Equilíbrio químico é ponto em que as concentrações de todas as espécies são constantes. O equilíbrio é dinâmico porque a reação não para, mas as velocidades opostas se igualam. (Brown)

Uma reação química é composta de duas partes separadas por uma flecha, a qual indica o sentido da reação. As espécies químicas denominadas como reagentes ficam à esquerda da flecha e, à direita, ficam os produtos, ou resultado da reação química.

Reagentes → Produtos

A + B → C + D

Quando a reação não se completa e os reagentes e produtos mantêm-se em equilíbrio, utilizam-se duas setas em sentidos contrários ou uma seta dupla para separar as duas partes da reação química. O equilíbrio químico é dinâmico, o qual indica que a reação que se processa em um sentido (dos reagentes para os produtos, sentido direto) tem a mesma taxa de desenvolvimento que a reação que se processa no sentido inverso (dos produtos para os reagentes):

Reagentes Produtos

A + B C + D

A existência de um equilíbrio químico dinâmico significa que a reação química nem sempre caminha para um final; ao invés disto, alguns reagentes e produtos coexistem no sistema. Este equilíbrio dinâmico é um estado em que parece que nada está ocorrendo, porém é um estado no qual, reações químicas estão ocorrendo e freqüentemente em velocidades rápidas. Em uma reação química em equilíbrio, as concentrações (ou pressões parciais) dos reagentes e produtos estão em um estado estacionário, isto é, eles não estão mudando. De qualquer modo, um ponto importante a ser lembrado é que no nível molecular as espécies reagentes (átomos, moléculas ou íons) ainda estão

O efeito da adição de reagentes a uma reação química em equilíbrio é para aumentar a concentração ou pressão parcial dos produtos. O efeito da adição de produtos a uma reação química é o inverso da adição de reagentes, ou seja, vai ocorrer o aumento da regeneração da concentração ou pressão parcial dos reagentes.

Efeito da pressão:

Todos os equilíbrios químicos são afetados em alguma extensão pela pressão exercida no sistema, porém na maioria dos casos a constante de equilíbrio varia muito pouco com a pressão. Quando gases estão envolvidos na reação em equilíbrio, o efeito da pressão se torna mais significativo. O equilíbrio responde a alterações na pressão, principalmente nas reações na fase gasosa. De acordo com o principio de Le Chatelier, um equilíbrio na fase gasosa responde a um aumento na pressão fazendo com que a reação se desloque no sentido em que diminua este aumento na pressão.

Efeito da temperatura:

Todas as reações químicas em equilíbrio são afetadas pela temperatura e na maioria destes equilíbrios o efeito da temperatura é significativo. Os valores das constantes de equilíbrios são, portanto sempre fornecidas em uma determinada temperatura. O principio de Le Chatelier também pode ser usado para prever como uma reação química em equilíbrio vai responder a uma variação de temperatura. Se a temperatura aumenta a reação, tem tendência a se deslocar em direção ao lado que consuma esta energia adicionada.

O objetivo desse experimento foi caracterizar o equilíbrio das reações, reconhecer fatores que influenciam no equilíbrio químico de acordo com o principio de Le Chatelier e demonstrar a reversibilidade das reações químicas.

EXPERIMENTAL

MATERIAIS E REAGENTES

• Tubos de ensaio
• Pipeta
• Proveta
• Béquer
• Pêra
• Água destilada
• Conta-gotas
• Espátula
• Solução de cromato de potássio a 0,1mol/L
• Solução de dicromato de potássio a 0,1mol/L
• Solução de ácido clorídrico 1,00 mol/L
• (^) Solução de hidróxido de sódio 1,00mol/L
• Solução de Ba(NO 3 ) 2 1,0 mol/L
• Ácido clorídrico concentrado
• Solução aquosa de cloreto de cobalto

PROCEDIMENTO

Equilíbrio cromato – dicromato

• Numerou-se 10 tubos de ensaio: Nos tubos de 1 a 5, colocou-se 2,0ml de solução de cromato de potássio 0,1 mol/L. Aos tubos 6 a 10, adicionou-se 2,0ml de solução de dicromato de potássio 0,1 mol/L.
• Ao tubo 2, adicionou-se 0,5ml da solução de ácido clorídrico 1 mol/L e agitou-se. Comparou-se com a coloração do tubo 1.
• Ao tubo 3, adicionou-se 0,5 ml de solução de acido clorídrico 1 mol/L observou-se o resultado e em seguida, adicionou-se 1,0 ml de NaOH. Anotou-se o ocorrido.
• Ao tubo 4, adicionou-se 2 gotas da solução de nitrato de bário 1 mol/L- Ba (NO 3 ) 2 – e observou-se.
• Ao tubo 5 adicionou-se 1 gota de NaOH 1,0 mol/L e 2 gotas de nitrato de bário 1,0 mol/L e observou-se.
• Ao tubo 7, adicionou-se 1,0 ml de solução de NaOH 1 mol/L e agitou-se. Comparou-o com a coloração do tubo 6.
• Ao tubo 8, adicionou-se 0,5 ml de solução de NaOH 1 mol/L, observou o resultado e em seguida, adicionou-se 1 ml de HCl. Anotou-se o ocorrido.

RESULTADOS E DISCUSSÃO

Equilíbrio cromato – dicromato A equação que descreve o equilíbrio cromato- dicromato está expressa da seguinte maneira: 2 K 2 CrO 4 2-^ + 2 H 3 O +^ K 2 Cr 2 O 7 2-^ + 3 H 2 O Amarelo Alaranjado Inicialmente vale ressaltar que cromatos são sais do ácido crômico e dicromatos são sais do ácido dicrômico, respectivamente. Os sais derivados destes ácidos apresentam respectivamente o ânion cromato e dicromato. Em solução aquosa o íon cromato (amarelo) (CrO 4 2–) e o íon dicromato (laranja) (Cr 2 O 7 2–) estão em equilíbrio químico e podem ser perturbados com a presença de reagentes básicos (NaOH) ou ácidos (HCl). A seguinte reação descreve o equilíbrio químico destas espécies no meio aquoso: K 2 CrO 4 + 2HCl 2KCl + H 2 CrO (^4) Ao tubo 1 contendo cromato não adicionou-se nenhum outro reagente, pois, posteriormente, este foi utilizado para comparação com os demais. No tubo 2, havia solução de cromato de potássio e quando foi adicionado solução de ácido clorídrico o equilíbrio se deslocou no sentido de formação dos produtos, logo a reação torna-se laranja pois favoreceu a formação de dicromato. A seguinte equação descreve a reação formada: K 2 CrO 4 + 2HCl 2KCl + H 2 CrO (^4) No tubo 3, havia solução de cromato de potássio e foi adicionado 0,5 mL de ácido clorídrico, tornando uma solução de coloração laranja, e em seguida foi adicionado 1,0 mL de hidróxido de sódio, tornando a coloração amarela novamente. Ocorreu uma reação de reversão, isso porque a reação do H +^ com OH -^ (neutralização) diminui a concentração do participante H+^ +. Assim, equivale dizer que adicionar uma base (NaOH) estamos retirando H +. K 2 CrO 4 +2NaOH 2K(OH) + Na 2 CrO (^4) No tubo 4, observou-se a formação de precipitado ao adicionar 2 gotas de solução de Ba(NO 3 ) (^) 2. A solubilidade do cromato de bário é 8,5 x 10 -11^ mol/L e percebe-se, devido a formação de precipitado, que o BaCrO 4 não foi totalmente solúvel. A equação de equilíbrio é dada da seguinte forma:

K 2 CrO 4 + Ba(NO 3 ) 2 BaCrO 4 + KNO (^3) No tubo 5, ao adicionar 1 gota de NaOH 1,0 mol/L e 2 gotas de Ba(NO 3 ) 2 , observou-se também formação de precipitado. Devido aos íons OH oriundos do hidróxido de sódio, o precipitado foi translúcido, ou seja, possuía um pouco de transparência.

No tubo 7, ao adicionar 1,0 mL de solução de NaOH observou-se que a solução passou de coloração laranja para amarela, que foi comparado com o tubo 6 que continha dicromato puro, de coloração laranja. A equação que descreve a reação é:

K 2 Cr 2 O 7 + 2NaOH Na 2 Cr 2 O 7 + 2KOH No tubo 8, ao adicionar NaOH observou-se que a coloração da solução passou de laranja para amarelo e ao adicionar HCl, percebeu-se que a

coloração voltou a ser laranja. De acordo com o princípio de Le Chatelier, a solução de dicromato que se encontrava em equilíbrio químico, foi alterada quando se adicionou o hidróxido de sódio - NaOH (íons OH - ), ou seja, houve um deslocamento do equilíbrio para o sentido do cromato, promovendo a formação de CrO 4 2–, devido a presença de hidroxilas, o que originou uma solução de coloração amarela e alcalina. E ao adicionar HCl, houve o deslocamento para a formação do íon dicromato Cr 2 O 7 2-^ e assim a solução voltou a possuir coloração laranja. No tubo 9, observou-se formação de precipitado ao adicionar duas gotas de nitrato de bário, a reação química é expressa pela seguinte equação:

Ba(NO 3 ) 2 + K 2 Cr 2 O 7 BaCr 2 O 7 (s) + K 2 NO 3 (aq) O precipitado formado é o dicromato de bário. No tubo 10, visivelmente nada foi observado. Equilíbrio de [CoCl 4 ]2-^ / [Co(H 2 O) 6 ]

[CoCl 4 ]2-^ + 6H 2 O [Co(H 2 O) 6 ] 2+^ + 4Cl - , H < 0. Azul Rosa Ao adicionar cuidadosamente HCl concentrado ao tubo de ensaio contendo solução de cloreto de cobalto (II), observou-se aumento da temperatura e que a solução adquiriu coloração azul, sendo que inicialmente possuía coloração rósea. Ao adicionar água ao tubo de ensaio, observou-se que a solução voltou a possuir coloração rósea. Ao aquecer um tubo de ensaio contendo cloreto de cobalto (II) hexahidratado cristalino de coloração rósea, observa-se que a sua coloração muda para azul, indicando que o equilíbrio foi deslocado para formar mais CoCl4. A reação ocorre da seguinte forma:

CoCl 2 (6H 2 O) CoCl 2 + 6H 2 O

O aquecimento da solução desloca-se o equilíbrio para direita, formando CoCl 2 -4^ (azul). O resfriamento da solução desloca o equilíbrio para esquerda no sentido do CoCl 2 (6H 2 O). Isso mostra como a mudança de temperatura influencia em uma reação química. O calor é tratado como se fosse um reagente químico, de acordo com os princípios de Le Chatelier. Em uma reação exotérmica consideramos o calor como produto e em reação endotérmica como reagente. O equilíbrio desloca-se no sentido que consome excesso de reagente (ou produto).

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

BROWN, T... Química, a ciência central. Trad. Robson Matos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.